Уравнение газового равновесия

Другое доказательство уравнения газового равновесия 111 [c.3]

Обсуждение уравнения газового равновесия. Принцип Ле Шателье 113 [c.3]

Здесь АЯф — теплота фазового превращения, т. е. разность молярных энтальпий вещества в различных агрегатных состояниях, ДУ — разность молярных объемов равновесных фаз, АНф/Т— энтропия фазового превращения. Если использовать это уравнение для равновесия жидкость — пар, то можно пренебречь молярным объемом жидкости по сравнению с молярным объемом пара и при не слишком больших давлениях считать АУ как объем газовой фазы, вычисленный с помощью законов идеальных газов [c.275]

Ошибки могут возникнуть в результате применения уравнения, которое в условиях опыта не точно, например (XIV, 8) для реальных растворов или (XIV, 7) для газовых реакций при высоких давлениях Ошибочность расчета газового равновесия при высоком давлении по (XIV, 7) может отразиться, например, и на графике = ф(7 ). на котором даже в сравнительно небольшом темпера- [c.493]

К системам, представленным жидкими или твердыми растворами, уравнение газового состояния (6.7) неприменимо, показатель степени в уравнении (6.8) теряет смысл, становясь равным нулю. Таким образом, для равновесий в конденсированных системах = [c.64]

Молярную концентрацию компонентов в газовой и жидкой фазах определяют по уравнениям парожидкостного равновесия, затем вычисляют количество каждого компонента в фазах [c.215]

Во всех приведенных выше выражениях стандартные состояния — это состояния с фугитивностью, равной единице. Для многофазного равновесия (разд. 10.7) константу равновесия Ксе обычно выражают только через фугитивности газовой фазы, и тем не менее при формулировании уравнения мгновенного испарения, которое необходимо решать одновременно с уравнением химического равновесия, чтобы найти общие условия равновесия, следует использовать фугитивности обеих фаз. [c.486]

В химических системах, т. е. в системах, в которых между составными частями протекают обратимые химические реакции, концентрации лишь части соединений, входящих в систему, могут изменяться независимо. В этом случае концентрации участвующих в реакциях соединений количественно связаны друг с другом термодинамическими уравнениями химического равновесия, число которых равно числу независимо протекающих обратимых реакций. Поэтому в таких системах число независимых компонентов будет меньше общего числа соединений, существующих в системе, и будет равняться разности между общим числом соединений и числом независимо протекающих реакций. Соотношения между концентрациями реагирующих веществ могут также выражаться уравнениями, определяемыми заданными начальными условиями существования системы, например равенством парциальных давлений газов в газовых смесях. [c.193]

Сущ,ествуют три основных метода определения изотерм адсорбции объемный, весовой и динамический. Наиболее распространенный объемный метод определения изотерм адсорбции состоит в следующем. В прибор с адсорбентом последовательно из калиброванной емкости адсорбционной установки, например газовой бюретки или пипетки, вводят определенные порции газа. После установления равновесия манометром измеряют давление газа в мертвом пространстве и по уравнению газового закона вычисляют количество газа, оставшегося в установке. Объем мертвого пространства должен быть измерен заранее с большой степенью точности. Величину адсорбции рассчитывают по разности между общим количеством введенного газа и количеством неадсорбированного газа. [c.349]

В процессах абсорбции расходы инертного газа и абсорбента практически не изменяются. Поэтому при расчете этих процессов принято величинами L и G в уравнениях материального и теплового балансов (V. 91) —(V. 94) и (V. 132) —(V. 134) выражать расходы абсорбента и инертного газа, а величинами Хг и уг в этих уравнениях и уравнениях фазового равновесия (V. 135)—содержание компонента i в жидкой и газовой фазах, приходящееся на [c.537]

Соотношения (4.29) замыкаются термическим уравнением адсорбционного равновес я a = f ,t), при этом вновь полагается, что имеет место локальное равновесие между концентрациями адсорбтива в вердой и газовой фазах внутри зерна. [c.205]

В последнее время в нашей стране был разработан новый метод решения системы кинетических уравнений, в известной мере противоположный методу Больцмана, так как в этом методе рассматриваемая система может быть далека от состояния равновесия и диффузионные скорости не малы. Этот метод позволяет вычислить основные параметры потока для каждой компоненты газа. Показано, что решение системы кинетических уравнений Больцмана в этом случае сводится к системе уравнений газовой динамики, отличных от уравнений Эйлера или Навье — Стокса тем, что в правых частях этих уравнений движения и уравнений энергии появляются члены, учитывающие взаимодействие отдельных компонент газа (см. ниже). [c.19]

Зависимость концентрации отдельных химических частиц от общей концентрации растворенных веществ, pH, парциального давления СОг в газовой фазе и температуры может быть рассчитана, исходя из уравнений химических равновесий, приведенных в табл. 25.1. Те же равновесия при использовании их для расчета щелочности дают зависимость между щелочностью и концентрацией ионов водорода [c.321]

Число молей в газовой и жидкой фазах i-ro компонента определяют по уравнениям парожидкостного равновесия [c.197]

Для каждого из этих суммарных уравнений константа равновесия представляет собой дробь, числителем которой является произведение давлений продуктов реакции, каждое в степени, равной соответствующему коэффициенту из уравнения, а знаменателем — произведение давлений реагентов в соответствующих степенях. Для реакций в газовой фазе принято выражать давление в атмосферах. Отметим, что при 298 К равновесия 1 и 4 сдвинуты в сторону образования продуктов, а равновесия 2 и [c.357]

Уравнения констант равновесия изомеризации в газовой фазе [c.17]

Особенностью гетерогенных процессов является постоянство давления твердого вещества, рассматриваемого как конденсированная фаза. Если давления реагентов, присутствующих в газовой фазе, равны 0,1 МПа, то величина А2т приобретает смысл Д2 т° и основное уравнение химического равновесия записывается в виде [c.125]

В газоанализаторах описываемого типа стремятся создать такие условия, чтобы в камере прибора, через которую протекает испытуемая газовая смесь и где имеется проволока, нагреваемая электрическим током, тепловое равновесие определялось главным образом теплопроводностью газовой смеси, а потери вследствие теплопроводности проволоки и путем конвекции были бы по возможности малы и постоянны и их можно было бы учесть при градуировке. Положение проволоки в канале необходимо фиксировать, располагая ее по оси канала в выпрямленном состоянии, а не в виде спирали. При этом нагреваемая током проволока помещается вдоль оси камеры в среде, теплопроводность которой равна Хр. Уравнение теплового равновесия в камере имеет вид [c.118]

Концентрации вещества в идеальном растворе, как и парциальное давление в случае смеси идеальных газов, выражает свойство компонента раствора, независимо от природы вещества и от внешних условий. В реальных же растворах концентрация перестает быть величиной, полностью характеризующей раствор. Различные поправки, вводимые с целью количественного учета факторов, отличающих реальный раствор от идеального, далеко не всегда могут дать удовлетворительные результаты, да и то лишь ценой значительных усложнений. Это создает большие неудобства для практического использования обнаруженных закономерностей. Как уже указывалось, в случае реальных систем давление следует заменить летучестью, а концентрацию — активностью. Активность, а не стехиометрическая концентрация, является мерой реального действия веществ как в газовых системах, так и в растворах при любом установившемся равновесии, включая химические и электрохимические процессы, распределение между фазами и т. д. Весьма важно, что концентрацию можно заменить активностью, так же как и давление летучестью, только в уравнениях, характеризующих равновесие. Поэтому, например, закон распределения для любых систем примет вид [c.384]

Ошибки могут возникнуть в результате применения уравнения, которое в условиях опыта не точно, например уравнения (XIV, 8) для реальных растворов или уравнения (XIV, 7) для газовых реакций при высоких давлениях. Ошибочность расчета газового равновесия при высоком давлении по уравнению (XIV, 7) может отразиться, например, и на графике lg АГр = р(7 - ), на котором даже в сравнительно небольшом температурном интервале вопреки постоянству ДЯ точки могут расположиться криволинейно. Конечно, не исключен [и противоположный случай, когда прямизна линии Ig/f= <р (Х/Г) будет обусловлена компенсацией изменений с Р и ДЯ с Т. [c.519]

Универсальность уравнений термодинамики, описывающих равновесия для идеальных растворов, сохраняется, если в них произвести замену концентраций термодинамическими активностями. Активность — это такая функция от концентрации раствора, которая позволяет связать разные свойства раствора друг с другом без изменения простой формы соответствующих термодинамических уравнений. Таким же свойством обладает летучесть, которая заменяет давление в уравнениях теории растворов или газовых равновесий. [c.194]

Установлено, что уравнение гидромеханического равновесия сил в псевдоожиженном слое, создаваемом газом, полностью сохраняется, если предположить, что часть газового потока проскакивает через слой в виде ядер или пузырей, с Для расчета коэффициента проскока газа через слой было выведено уравнение. Для ламинарного движения газа в каналах слоя это уравнение имеет вид [c.9]

В. С. Альтшулер и Г. В. Клириков рассчитали равновесный состав газа, решая слол<ную систему уравнений, состоящую из уравнений констант равновесия основных реакций газификации жидких топлив кислородом, водяным паром и паро-кислородной смесью, уравнений констант равновесия диссоциации компонентов получаемой газовой смеси и уравнений материального баланса. Они вычислили равновесный состав газа для температур 1000, 1300, 1600 и 2000° С и давлений 1, 20, 70 и 100 от. При этом исходили из следующих видов дутья [c.23]

Перейдем теперь ко второй группе методов, в которой в качестве уравнений, определяющих равновесие, используются уравнения закона действующих масс. Ради простоты опять рассмотрим гомогенную газовую смесь, предполагая, что она является смесью идеальных газов (в следующем параграфе будет дан пример гетерогенной системы). Уравнения закона действующих масс имеют вид (см. 3) [c.210]

Здесь подставлено также и численное значение газовой постоянной, выраженное в кал моль (1,98). Константа интегрирования в уравнении (УП,12) называется химической постоянной. Замечательной особенностью этой величины является ее независимость от агрегатного состояния и даже модификации вещества. Каждое вещество характеризуется собственной химической постоянной. Знание этих постоянных позволяет рассчитывать газовые равновесия. Однако широкое использование химических постоянных для расчетов, связанных с химическим равновесием, встретило ряд трудностей и не принесло практически ценных плодов. [c.270]

Перечислим характеристики вещества фаз, входящие в представленные уравнения. Уравнения состояния газовой фазы определяются величинами i i, i (при этом показатель адиабаты Ti = i/( i — i i)), конденсированной фазы — величинами р2, Сг, уравнения фазового равновесия — величинами Цро), Ts po) ), а фазового взаимодействия — величинами j,i, Xt, I2, зависящими от температуры фаз. [c.336]

Постадийный расчет процесса осуществляется следующим образом. На первой стадии определяют температуру, объем и состав газовой смеси с использованием уравнения (2.2) неполного окисления метана, теплового баланса первой стадии, уравнения химического равновесия реакции водяного газа (2.12) и уравнений баланса углерода, водорода и кислорода в исходной смеси и в продуктах реакции после первой стадии. [c.44]

Для идеальной газовой смеси Кр не зависит от давления, для реальных газов — зависит. Исследованиями установлено, что для процессов, осуществляемых под высоким давлением, константа равновесия уменьшается с повышением давления. В этом случае в расчетное уравнение константы равновесия вводят поправочный коэффициент на давление (Р). Например, для процесса синтеза аммиака, проводимого при высоких давлениях, Ларсоном и Доджем определена взаимосвязь константы равновесия, коэффициента р и постоянной интегрирования / при разных давлениях [c.30]

Известен ряд методов термодинамического расчета, в основе которых лежит использование иатериального и теплового баланса и закона действующих иасс, находящего свое выражение в равновесии реакции образования водяного газа, основной реакции процесса газификации. Так В.С.Альтшуллер и Г.В.Клириков [1-4] рассчитали равновесный состав газа, решая сложную систему уравнений, состоящую из уравнений констант равновесия ряда реакций газификации мазута кислородом, водяным паром и парокислородной смесью, уравнений констант равновесия диссоциации компонентов получаемой газовой смеси и уравнений материального баланса. [c.115]

Система уравнений (21.19) — (21.21) решается численно. В результате определяются изменения со временем концентрации воды и метанола в капле, их температуры и радиуса капель. Входящие в уравнения теплофизические свойства газовой и жидкой фаз могут быть определены с помощью методов, приведенных в [9]. Расчеты проводились для различных зна-чет й давления, начальных температур капли и газа и исходной концентрации метанола в растворе ингибитора. Состав газа, используемый в расчетах, зависит от р, Т и должен предварительно определяться с помощью уравнений парожидкостного равновесия. Так, для р = 8 МПа и Г = 313 К имеем следующий состав (% мольные) Л = 0,81 СО, = 0,22 СН4 = 96,97 С2Нб=1,74 СзН8 = 0,16 г-С4 = 0,07 П-С4 = 0,03. [c.542]

Уравнение в вириальной форме представляет наиболее общее уравнение адсорбционного равновесия для небольших заполнений, учитывающее межмолекулярные взаимодействия адсорбат — адсорбент и адсорбат — адсорбат. Молекулярно-статистическая теория адсорбции, учитывающая эти взаимодействия при небольших заполнениях поверхности, рассматривается в гл. VI и VII. Полученное этим путем вириальпое уравнение изотермы адсорбции имеет вид степенного ряда по степеням концентрации (или давления) адсорбата в газовой фазе [c.155]

Теперь остается ввести данное выражение в формулу изохоры и проинтегрировать ее. Как выше было указано, константа интегрирования равна алгебраической сумме химических констант реагентов. Приведем последовательный ход этих математических операций, дающих в конце концов формулу Нернста для газовых равновесий в несколько иной форме, впрочем, совершенно аналогичной ранее выведенному уравнению кривой упругости пара ypaвнeниe 116). [c.211]

Итак, брутто-состав щ системы задан. Составы Хр уI жидкой и газовой фаз, находящихся в равновесии с твердьш СОз> а также число этих фаз определяется путем решения соответствующих уравнений фазового равновесия двухфазной системы газ - жидкость. Число молей выпавшего СОз получается путем доумножения суммарного числа молей всех компонентов исходной смеси на величину 8 - молярную долю1 твердой фазы в системе. [c.211]